Isotop - Isotope

Die drei natürlich vorkommenden Isotope von Wasserstoff . Die Tatsache, dass jedes Isotop ein Proton hat, macht sie zu allen Varianten von Wasserstoff : Die Identität des Isotops wird durch die Anzahl der Protonen und Neutronen gegeben. Von links nach rechts sind die Isotope Protium ( 1 H) mit null Neutronen, Deuterium ( 2 H) mit einem Neutron und Tritium ( 3 H) mit zwei Neutronen.

Isotope sind zwei oder mehr Arten von Atomen, die die gleiche Ordnungszahl (Anzahl der Protonen in ihren Kernen ) und Position im Periodensystem haben (und daher zum selben chemischen Element gehören ) und die sich aufgrund der Nukleonenzahlen ( Massenzahlen ) unterscheiden zu unterschiedlich vielen Neutronen in ihren Kernen. Während alle Isotope eines bestimmten Elements fast die gleichen chemischen Eigenschaften haben, haben sie unterschiedliche Atommassen und physikalische Eigenschaften.

Der Begriff Isotop wird aus den griechischen Wurzeln isos ( ἴσος „gleich“) und topos ( τόπος „Ort“) gebildet, was „derselbe Ort“ bedeutet; Der Name bedeutet also, dass verschiedene Isotope eines einzelnen Elements die gleiche Position im Periodensystem einnehmen . Es wurde 1913 von der schottischen Ärztin und Schriftstellerin Margaret Todd auf Anregung des Chemikers Frederick Soddy geprägt .

Die Anzahl der Protonen im Atomkern wird Ordnungszahl genannt und entspricht der Anzahl der Elektronen im neutralen (nicht ionisierten) Atom. Jede Ordnungszahl identifiziert ein bestimmtes Element, aber nicht das Isotop; ein Atom eines gegebenen Elements kann einen weiten Bereich in seiner Neutronenzahl haben . Die Anzahl der Nukleonen (sowohl Protonen als auch Neutronen) im Kern ist die Massenzahl des Atoms , und jedes Isotop eines bestimmten Elements hat eine andere Massenzahl.

Beispielsweise Kohlenstoff-12 , Kohlenstoff-13 und Kohlenstoff-14 sind drei Isotope des Elements Kohlenstoff mit Massenzahlen 12, 13, bzw. 14. Die Ordnungszahl von Kohlenstoff beträgt 6, was bedeutet, dass jedes Kohlenstoffatom 6 Protonen hat, sodass die Neutronenzahlen dieser Isotope 6, 7 bzw. 8 betragen.

Isotop vs. Nuklid

Ein Nuklid ist eine Atomart mit einer bestimmten Anzahl von Protonen und Neutronen im Kern, zum Beispiel Kohlenstoff-13 mit 6 Protonen und 7 Neutronen. Das Nuklidkonzept (bezieht sich auf einzelne Kernspezies) betont nukleare Eigenschaften gegenüber chemischen Eigenschaften, während das Isotopenkonzept (das alle Atome jedes Elements gruppiert) chemische über nukleare Eigenschaften betont . Die Neutronenzahl hat große Auswirkungen auf die Kerneigenschaften, aber ihre Auswirkung auf die chemischen Eigenschaften ist für die meisten Elemente vernachlässigbar. Selbst bei den leichtesten Elementen, deren Verhältnis von Neutronenzahl zu Ordnungszahl zwischen den Isotopen am stärksten variiert, hat dies normalerweise nur einen geringen Effekt, obwohl er unter Umständen von Bedeutung ist (bei Wasserstoff, dem leichtesten Element, ist der Isotopeneffekt groß genug, um die Biologie zu beeinflussen stark). Der Begriff Isotope (ursprünglich auch Isotopenelemente , jetzt manchmal Isotopennuklide ) soll Vergleiche (wie Synonyme oder Isomere ) implizieren . Zum Beispiel die Nuklide12
6
C
, 13
6
C
, 14
6
C
sind Isotope (Nuklide mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlichen Massenzahlen), aber 40
18
Ar
, 40
19
K
, 40
20
Ca
sind Isobaren (Nuklide mit gleicher Massenzahl). Allerdings Isotop ist der ältere Begriff und so ist besser bekannt als Nuklid und noch manchmal in Kontexten , in denen verwendet wird Nuklid könnte besser geeignet sein, wie Nukleartechnologie und Nuklearmedizin .

Notation

Ein Isotop und/oder Nuklid wird durch den Namen des jeweiligen Elements (dies gibt die Ordnungszahl an) gefolgt von einem Bindestrich und der Massenzahl (zB Helium-3 , Helium-4 , Kohlenstoff-12 , Kohlenstoff-14 , Uran- 235 und Uran-239 ). Wenn ein chemisches Symbol verwendet wird, z. B. "C" für Kohlenstoff, soll die Standardnotation (jetzt als "AZE-Notation" bekannt, weil A die Massenzahl , Z die Ordnungszahl und E für Element ist ) die Massenzahl (Anzahl der Nukleonen) mit einem hochgestellten Index oben links neben dem chemischen Symbol und zur Angabe der Ordnungszahl mit einem tiefgestellten Index unten links (zB3
2
Er
, 4
2
Er
, 12
6
C
, 14
6
C
, 235
92
U
, und 239
92
U
). Da die Ordnungszahl durch das Elementsymbol angegeben wird, ist es üblich, nur die Massenzahl hochgestellt anzugeben und die tiefgestellte Ordnungszahl wegzulassen (zB3
Er
, 4
Er
, 12
C
, 14
C
, 235
U
, und 239
U
). Der Buchstabe m wird manchmal nach der Massenzahl angehängt, um ein Kernisomer , einen metastabilen oder energetisch angeregten Kernzustand (im Gegensatz zum Grundzustand mit der niedrigsten Energie ) anzuzeigen , zum Beispiel180m
73
Ta
( Tantal-180m ).

Die übliche Aussprache der AZE-Notation unterscheidet sich von der Schreibweise: 4
2
Er
wird allgemein als Helium-Vier statt Vier-Zwei-Helium ausgesprochen, und 235
92
U
als uranium two-three-five (amerikanisches Englisch) oder uranium-two-three-five (britisch) anstelle von 235-92-uran.

Radioaktive, primordiale und stabile Isotope

Einige Isotope/Nuklide sind radioaktiv und werden daher als Radioisotope oder Radionuklide bezeichnet , während bei anderen nie ein radioaktiver Zerfall beobachtet wurde und sie als stabile Isotope oder stabile Nuklide bezeichnet werden . Zum Beispiel,14
C
ist eine radioaktive Form von Kohlenstoff, während 12
C
und 13
C
sind stabile Isotope. Es gibt etwa 339 natürlich vorkommenden Radionuklide auf der Erde, von denen 286 sind Ur-Nuklide , was bedeutet , dass sie seit dem bestanden haben Sonnensystem ist Bildung.

Primordiale Nuklide umfassen 34 Nuklide mit sehr langen Halbwertszeiten (über 100 Millionen Jahre) und 252, die formal als „ stabile Nuklide “ gelten, da kein Zerfall beobachtet wurde. In den meisten Fällen dominieren aus offensichtlichen Gründen, wenn ein Element stabile Isotope hat, diese Isotope in der Elementhäufigkeit, die auf der Erde und im Sonnensystem gefunden wird. In den Fällen von drei Elementen ( Tellur , Indium und Rhenium ) ist das in der Natur am häufigsten vorkommende Isotop jedoch tatsächlich ein (oder zwei) extrem langlebige Radioisotope des Elements, obwohl diese Elemente ein oder mehrere stabile Isotope.

Die Theorie sagt voraus, dass viele scheinbar "stabile" Isotope / Nuklide mit extrem langen Halbwertszeiten radioaktiv sind (ohne die Möglichkeit des Protonenzerfalls , der alle Nuklide letztendlich instabil machen würde). Einige stabile Nuklide sind theoretisch energetisch anfällig für andere bekannte Zerfallsformen wie Alpha-Zerfall oder Doppel-Beta-Zerfall, aber es wurden noch keine Zerfallsprodukte beobachtet, weshalb diese Isotope als "beobachtbar stabil" bezeichnet werden. Die vorhergesagten Halbwertszeiten für diese Nuklide überschreiten oft das geschätzte Alter des Universums bei weitem, und tatsächlich sind auch 31 Radionuklide (siehe Urnuklid ) bekannt, deren Halbwertszeiten länger als das Alter des Universums sind.

Zusammen mit den künstlich erzeugten radioaktiven Nukliden sind derzeit 3.339 Nuklide bekannt . Dazu gehören 905 Nuklide, die entweder stabil sind oder eine Halbwertszeit von mehr als 60 Minuten haben. Siehe Liste der Nuklide für Details.

Geschichte

Radioaktive Isotope

Die Existenz von Isotopen wurde erstmals 1913 vom Radiochemiker Frederick Soddy vorgeschlagen , basierend auf Studien radioaktiver Zerfallsketten , die etwa 40 verschiedene Spezies, die als Radioelemente (dh radioaktive Elemente) bezeichnet werden, zwischen Uran und Blei anzeigten , obwohl das Periodensystem nur 11 zuließ Elemente zwischen Blei und Uran einschließlich.

Mehrere Versuche, diese neuen Radioelemente chemisch zu trennen, waren gescheitert. Soddy hatte zum Beispiel 1910 gezeigt, dass Mesothorium (später als 228 Ra gezeigt), Radium ( 226 Ra, das langlebigste Isotop) und Thorium X ( 224 Ra) nicht getrennt werden können. Versuche, die Radioelemente im Periodensystem zu platzieren, führten dazu, dass Soddy und Kazimierz Fajans 1913 unabhängig voneinander ihr radioaktives Verschiebungsgesetz vorschlugen , wonach der Alpha-Zerfall ein Element zwei Stellen links im Periodensystem erzeugte , während die Beta-Zerfalls- Emission ein Element erzeugte eine Stelle rechts. Soddy erkannte, dass die Emission eines Alpha-Teilchens, gefolgt von zwei Beta-Teilchen, zur Bildung eines Elements führte, das chemisch identisch mit dem ursprünglichen Element war, jedoch eine Masse von vier Einheiten leichter und mit anderen radioaktiven Eigenschaften hatte.

Soddy schlug vor, dass mehrere Arten von Atomen (mit unterschiedlichen radioaktiven Eigenschaften) denselben Platz in der Tabelle einnehmen könnten. Zum Beispiel bildet der Alpha-Zerfall von Uran-235 Thorium-231, während der Beta-Zerfall von Actinium-230 Thorium-230 bildet. Der Begriff "Isotop", griechisch für "am selben Ort", wurde Soddy von Margaret Todd , einer schottischen Ärztin und Freundin der Familie, während eines Gesprächs vorgeschlagen, in dem er ihr seine Ideen erklärte. Für seine Arbeiten über Isotope erhielt er 1921 den Nobelpreis für Chemie .

In der unteren rechten Ecke von JJ Thomsons fotografischer Platte befinden sich die separaten Aufprallmarken für die beiden Isotope von Neon : Neon-20 und Neon-22.

1914 fand TW Richards Variationen zwischen dem Atomgewicht von Blei aus verschiedenen Mineralquellen, die auf Variationen in der Isotopenzusammensetzung aufgrund unterschiedlicher radioaktiver Herkunft zurückzuführen sind.

Stabile Isotope

Der erste Beweis für mehrere Isotope eines stabilen (nicht radioaktiven) Elements wurde 1912 von JJ Thomson im Rahmen seiner Erforschung der Zusammensetzung von Kanalstrahlen (positiven Ionen) gefunden. Thomson leitete Ströme von Neonionen durch parallele magnetische und elektrische Felder, maß ihre Ablenkung, indem er eine fotografische Platte in ihren Weg stellte, und berechnete ihr Masse-zu-Ladungs-Verhältnis mit einer Methode, die als Thomson-Parabelmethode bekannt wurde. Jeder Strahl erzeugte an der Stelle, an der er auftraf, einen leuchtenden Fleck auf der Platte. Thomson beobachtete zwei separate parabolische Lichtflecken auf der fotografischen Platte (siehe Bild), was auf zwei Arten von Kernen mit unterschiedlichen Masse-Ladungs-Verhältnissen schließen ließ.

Anschließend entdeckte FW Aston mit einem Massenspektrographen mehrere stabile Isotope für zahlreiche Elemente . 1919 untersuchte Aston Neon mit ausreichender Auflösung, um zu zeigen, dass die beiden Isotopenmassen sehr nahe bei den ganzen Zahlen 20 und 22 liegen und dass keine der bekannten Molmasse (20,2) von Neongas gleich ist. Dies ist ein Beispiel für Aston ganze Zahl Regel für die Isotopenmassen, die besagen , dass große Abweichungen von elementarem Molmassen aus ganzen Zahlen sind in erster Linie auf die Tatsache zurückzuführen, dass das Element eine Mischung von Isotopen ist. Aston zeigte in ähnlicher Weise, dass die Molmasse von Chlor (35.45) ein gewichteter Durchschnitt der fast ganzzahligen Massen der beiden Isotope 35 Cl und 37 Cl ist.

Variation der Eigenschaften zwischen Isotopen

Chemische und molekulare Eigenschaften

Ein neutrales Atom hat die gleiche Anzahl von Elektronen wie Protonen. Somit haben verschiedene Isotope eines gegebenen Elements alle die gleiche Anzahl von Elektronen und teilen eine ähnliche elektronische Struktur. Da das chemische Verhalten eines Atoms weitgehend von seiner elektronischen Struktur bestimmt wird, zeigen verschiedene Isotope ein nahezu identisches chemisches Verhalten.

Die wichtigste Ausnahme ist der kinetische Isotopeneffekt : Schwerere Isotope reagieren aufgrund ihrer größeren Massen tendenziell etwas langsamer als leichtere Isotope desselben Elements. Dies ist bei weitem am ausgeprägtesten für Protium (1
h
), Deuterium (2
h
) und Tritium (3
h
), denn Deuterium hat die doppelte Masse von Protium und Tritium die dreifache Masse von Protium. Diese Massenunterschiede beeinflussen auch das Verhalten ihrer jeweiligen chemischen Bindungen, indem sie den Schwerpunkt ( reduzierte Masse ) der Atomsysteme verändern. Bei schwereren Elementen ist der relative Massenunterschied zwischen den Isotopen jedoch viel geringer, sodass die Auswirkungen des Massenunterschieds auf die Chemie normalerweise vernachlässigbar sind. (Schwere Elemente haben auch relativ mehr Neutronen als leichtere Elemente, daher ist das Verhältnis der Kernmasse zur kollektiven elektronischen Masse etwas größer.) Es gibt auch einen Gleichgewichtsisotopeneffekt .

Isotopenhalbwertszeiten. Z = Anzahl der Protonen. N = Anzahl der Neutronen. Der Plot für stabile Isotope weicht von der Linie Z = N ab, wenn die Elementzahl Z größer wird

Ebenso haben zwei Moleküle , die sich nur in den Isotopen ihrer Atome unterscheiden ( Isotopologe ), identische elektronische Strukturen und daher fast nicht unterscheidbare physikalische und chemische Eigenschaften (wiederum mit Deuterium und Tritium die primären Ausnahmen). Die Schwingungsmoden eines Moleküls werden durch seine Form und durch die Massen seiner konstituierenden Atome bestimmt; so haben verschiedene Isotopologe verschiedene Sätze von Schwingungsmoden. Da Schwingungsmoden es einem Molekül ermöglichen, Photonen entsprechender Energien zu absorbieren , haben Isotopologe unterschiedliche optische Eigenschaften im Infrarotbereich .

Kerneigenschaften und Stabilität

Atomkerne bestehen aus Protonen und Neutronen, die durch die starke Restkraft miteinander verbunden sind . Da Protonen positiv geladen sind, stoßen sie sich gegenseitig ab. Neutronen, die elektrisch neutral sind, stabilisieren den Kern auf zwei Arten. Ihre Kopräsenz drückt die Protonen leicht auseinander, wodurch die elektrostatische Abstoßung zwischen den Protonen verringert wird, und sie üben die anziehende Kernkraft aufeinander und auf Protonen aus. Aus diesem Grund sind ein oder mehrere Neutronen notwendig, damit sich zwei oder mehr Protonen zu einem Kern binden. Mit steigender Protonenzahl steigt auch das Verhältnis von Neutronen zu Protonen, das für einen stabilen Kern notwendig ist (siehe Grafik rechts). Obwohl zum Beispiel das Neutron:Proton-Verhältnis von3
2
Er
1:2, das Neutron:Proton-Verhältnis von 238
92
U
ist größer als 3:2. Einige leichtere Elemente haben stabile Nuklide im Verhältnis 1:1 ( Z = N ). Das Nuklid40
20
Ca
(Calcium-40) ist beobachtungstechnisch das schwerste stabile Nuklid mit der gleichen Anzahl von Neutronen und Protonen. Alle stabilen Nuklide, die schwerer als Calcium-40 sind, enthalten mehr Neutronen als Protonen.

Anzahl der Isotope pro Element

Von den 80 Elementen mit einem stabilen Isotop ist die größte Anzahl von stabilen Isotopen, die für jedes Element beobachtet wurden, zehn (für das Element Zinn ). Kein Element hat neun oder acht stabile Isotope. Fünf Elemente haben sieben stabile Isotope, acht haben sechs stabile Isotope, zehn haben fünf stabile Isotope, neun haben vier stabile Isotope, fünf haben drei stabile Isotope, 16 haben zwei stabile Isotope (zählen180m
73
Ta
als stabil) und 26 Elemente haben nur ein einziges stabiles Isotop (davon sind 19 sogenannte mononuklidische Elemente mit einem einzigen primordialen stabilen Isotop, das das Atomgewicht des natürlichen Elements dominiert und mit hoher Präzision fixiert; 3 radioaktive mononuklidische Elemente auch vorkommen). Insgesamt gibt es 252 Nuklide, deren Zerfall nicht beobachtet wurde. Für die 80 Elemente mit einem oder mehreren stabilen Isotopen beträgt die durchschnittliche Anzahl stabiler Isotope 252/80 = 3,15 Isotope pro Element.

Gerade und ungerade Nukleonenzahlen

Gerade/ungerade Z , N (Wasserstoff-1 als OE enthalten )
p, n EE OO EO OE Gesamt
Stabil 146 5 53 48 252
Langlebig 22 4 3 5 34
Alles urtümlich 168 9 56 53 286

Das Proton:Neutron-Verhältnis ist nicht der einzige Faktor, der die Kernstabilität beeinflusst. Sie hängt auch von der Gleichheit oder Ungeradheit ihrer Ordnungszahl Z , Neutronenzahl N und folglich ihrer Summe, der Massenzahl A ab . Oddness sowohl Z und N tendiert dazu , die zu niedrigeren Kernbindungsenergie , odd Kerne machen im allgemeinen weniger stabil. Dieser bemerkenswerte Unterschied der Kernbindungsenergie zwischen benachbarten Kernen, insbesondere von ungeraden A- Isobaren , hat wichtige Konsequenzen: instabile Isotope mit einer nicht optimalen Anzahl von Neutronen oder Protonen zerfallen durch Betazerfall (einschließlich Positronenemission ), Elektroneneinfang oder andere weniger häufige Zerfälle Modi wie spontane Spaltung und Clusterzerfall .

Die Mehrheit der stabilen Nuklide sind gerade Proton-gerade-Neutronen, wobei alle Zahlen Z , N und A gerade sind. Die ungeraden A- stabilen Nuklide werden (ungefähr gleichmäßig) in ungerade-Proton-gerade- Neutron- und gerade-Proton-ungerade-Neutronen-Nuklide unterteilt. Stabile Kerne mit ungeraden Protonen und ungeraden Neutronen sind am seltensten.

Gerade Ordnungszahl

Die 146 Nuklide mit geraden Protonen und geraden Neutronen (EE) umfassen ~58 % aller stabilen Nuklide und alle haben aufgrund der Paarung Spin 0. Es gibt auch 24 primordiale langlebige gleichmäßige Nuklide. Als Ergebnis hat jedes der 41 geradzahligen Elemente von 2 bis 82 mindestens ein stabiles Isotop , und die meisten dieser Elemente haben mehrere primordiale Isotope. Die Hälfte dieser geradzahligen Elemente hat sechs oder mehr stabile Isotope. Die extreme Stabilität von Helium-4 aufgrund einer Doppelpaarung von 2 Protonen und Neutronen 2 verhindert jegliche Nuklide enthält fünf (5
2
Er
, 5
3
Li
) oder acht (8
4
Sei
) Nukleonen, die lange genug existieren, um als Plattformen für den Aufbau schwererer Elemente durch Kernfusion in Sternen zu dienen (siehe Triple-Alpha-Prozess ).

Ungerade langlebig
Verfall Halbes Leben
113
48
CD
Beta 7,7 × 10 15 a
147
62
Sm
Alpha 1,06 × 10 11 a
235
92
U
Alpha 7,04 × 10 8 a

53 stabile Nuklide haben eine gerade Anzahl von Protonen und eine ungerade Anzahl von Neutronen. Sie sind eine Minderheit im Vergleich zu den geraden Isotopen, die etwa dreimal so zahlreich sind. Von den 41 geraden- Z- Elementen, die ein stabiles Nuklid haben, haben nur zwei Elemente (Argon und Cer) keine gerade-ungerade stabilen Nuklide. Ein Element (Zinn) hat drei. Es gibt 24 Elemente mit einem gerade-ungerade Nuklid und 13 mit zwei ungeraden-gerade Nukliden. Von 35 primordialen Radionukliden existieren vier gerade-ungerade Nuklide (siehe Tabelle rechts), einschließlich der spaltbaren 235
92
U
. Aufgrund ihrer ungeradeen Neutronenzahlen, neigen die Gerade-Ungerade - Nukliden groß haben Neutroneneinfang Querschnitt, aufgrund der Energie , dass die Ergebnisse aus neutronen Paarung Effekten. Diese stabilen geraden Protonen-Nuklide mit ungeraden Neutronen neigen dazu, in der Natur aufgrund ihrer Häufigkeit ungewöhnlich zu sein, im Allgemeinen, weil sie, um zu bilden und in die ursprüngliche Häufigkeit einzutreten, dem Einfangen von Neutronen entkommen sein müssen, um noch andere stabile gerade-gerade Isotope zu bilden, sowohl während der s- Prozess und r-Prozess des Neutroneneinfangs während der Nukleosynthese in Sternen . Aus diesem Grund nur195
78
Pt
und 9
4
Sei
sind die natürlich vorkommenden Isotope ihres Elements.

Ungerade Ordnungszahl

48 stabile ungerade Protonen-geradzahlige Neutronennuklide, stabilisiert durch ihre gepaarten Neutronen, bilden die meisten der stabilen Isotope der ungeradzahligen Elemente; die sehr wenigen Nuklide mit ungeraden Protonen und ungeraden Neutronen umfassen die anderen. Es gibt 41 ungeradzahlige Elemente mit Z = 1 bis 81, von denen 39 stabile Isotope haben (die Elemente Technetium (
43
Tc
) und Promethium (
61
Uhr
) haben keine stabilen Isotope). Von diesen 39 ungeraden Z- Elementen haben 30 Elemente (einschließlich Wasserstoff-1, wo 0 Neutronen gerade sind ) ein stabiles ungeradzahliges Isotop und neun Elemente: Chlor (
17
Cl
), Kalium (
19
K
), Kupfer (
29
Cu
), Gallium (
31
Ga
), Brom (
35
Br
), Silber (
47
Ag
), Antimon (
51
Sb
), Iridium (
77
Ir
) und Thallium (
81
Tl
), haben jeweils zwei ungerade-gerade stabile Isotope. Dies ergibt insgesamt 30 + 2(9) = 48 stabile ungerade-gerade Isotope.

Es gibt auch fünf primordiale langlebige radioaktive ungerade-gerade Isotope, 87
37
Rb
, 115
49
In
, 187
75
Betreff
, 151
63
EU
, und 209
83
Bi
. Bei den letzten beiden wurde erst kürzlich festgestellt, dass sie zerfallen, mit Halbwertszeiten von mehr als 10 18 Jahren.

Nur fünf stabile Nuklide enthalten sowohl eine ungerade Anzahl von Protonen als auch eine ungerade Anzahl von Neutronen. Die ersten vier "ungerade-ungerade" Nuklide treten in Nukliden geringer Masse auf, bei denen die Umwandlung eines Protons in ein Neutron oder umgekehrt zu einem sehr einseitigen Proton-Neutron-Verhältnis führen würde (2
1
h
, 6
3
Li
, 10
5
B
, und 14
7
n
; dreht 1, 1, 3, 1). Das einzige andere völlig "stabile" ungerade Nuklid,180m
73
Ta
(Spin 9), gilt als das seltenste der 252 stabilen Isotope und ist das einzige primordiale Kernisomer , dessen Zerfall trotz experimenteller Versuche noch nicht beobachtet wurde.

Viele ungerade Radionuklide (wie Tantal-180) mit vergleichsweise kurzen Halbwertszeiten sind bekannt. Normalerweise zerfallen sie zu ihren nahen geraden Isobaren , die gepaarte Protonen und gepaarte Neutronen aufweisen. Von den neun ungeraden ungeraden Urnukliden (fünf stabile und vier radioaktive mit langer Halbwertszeit)14
7
n
ist das häufigste Isotop eines gemeinsamen Elements. Dies ist der Fall, weil es ein Teil des CNO-Zyklus ist . Die Nuklide6
3
Li
und 10
5
B
sind Minderheitsisotope von Elementen, die im Vergleich zu anderen leichten Elementen selbst selten sind, während die anderen sechs Isotope nur einen winzigen Prozentsatz der natürlichen Häufigkeit ihrer Elemente ausmachen.

Ungerade Neutronenzahl

Neutronenzahl Parität ( 1 H mit Neutronen enthalten 0 als auch )
n Sogar Seltsam
Stabil 194 58
Langlebig 27 7
Alles urtümlich 221 65

Aktiniden mit ungerader Neutronenzahl sind im Allgemeinen spaltbar (mit thermischen Neutronen ), während solche mit gerader Neutronenzahl im Allgemeinen nicht spaltbar sind, obwohl sie mit schnellen Neutronen spaltbar sind . Alle beobachtungsstabilen ungeraden Nuklide haben einen ganzzahligen Spin ungleich null. Dies liegt daran, dass das einzelne ungepaarte Neutron und das ungepaarte Proton eine größere Anziehungskraft der Kernkraft aufeinander haben, wenn ihre Spins ausgerichtet sind (was einen Gesamtspin von mindestens 1 Einheit erzeugt), anstatt gegensinnig ausgerichtet zu sein. Siehe Deuterium für den einfachsten Fall dieses Kernverhaltens.

Nur 195
78
Pt
, 9
4
Sei
und 14
7
n
haben eine ungerade Neutronenzahl und sind das natürlich vorkommende Isotop ihres Elements.

Vorkommen in der Natur

Elemente bestehen entweder aus einem Nuklid ( mononuklidische Elemente ) oder aus mehr als einem natürlich vorkommenden Isotop. Die instabilen (radioaktiven) Isotope sind entweder primordial oder postprimordial. Primordiale Isotope waren ein Produkt der stellaren Nukleosynthese oder einer anderen Art der Nukleosynthese wie der kosmischen Strahlungsspallation und haben sich bis heute erhalten, weil ihre Zerfallsrate so langsam ist (zB Uran-238 und Kalium-40 ). Postprimordiale Isotope wurden durch kosmischen Strahlenbombardement als kosmogene Nuklide (zB Tritium , Kohlenstoff-14 ) oder durch den Zerfall eines radioaktiven primordialen Isotops zu einem radioaktiven radiogenen Tochternuklid (zB Uran zu Radium ) erzeugt. Einige Isotope werden auf natürliche Weise als nukleogene Nuklide durch eine andere natürliche Kernreaktion synthetisiert , beispielsweise wenn Neutronen aus der natürlichen Kernspaltung von einem anderen Atom absorbiert werden.

Wie oben diskutiert, haben nur 80 Elemente irgendwelche stabilen Isotope und 26 davon haben nur ein stabiles Isotop. So kommen etwa zwei Drittel der stabilen Elemente auf der Erde natürlicherweise in mehreren stabilen Isotopen vor, wobei die größte Anzahl stabiler Isotope für ein Element zehn beträgt, für Zinn (
50
Sn
). Es gibt ungefähr 94 Elemente, die natürlich auf der Erde vorkommen (bis einschließlich Plutonium ), obwohl einige nur in sehr kleinen Mengen nachgewiesen werden, wie z. B. Plutonium-244 . Wissenschaftler schätzen, dass die auf der Erde natürlich vorkommenden Elemente (einige nur als Radioisotope) insgesamt als 339 Isotope ( Nuklide ) vorkommen. Lediglich 252 dieser natürlich vorkommenden Nuklide sind stabil im Sinne von noch nie beobachtetem Zerfall. Weitere 34 Urnuklide (bis zu insgesamt 286 Urnuklide) sind mit bekannten Halbwertszeiten radioaktiv, haben aber Halbwertszeiten von mehr als 100 Millionen Jahren, sodass sie vom Beginn des Sonnensystems an existieren können. Siehe Liste der Nuklide für Details.

Alle bekannten stabilen Nuklide kommen natürlich auf der Erde vor; die anderen natürlich vorkommenden Nuklide sind radioaktiv, kommen aber aufgrund ihrer relativ langen Halbwertszeiten auf der Erde oder aufgrund anderer Methoden der fortlaufenden natürlichen Produktion vor. Dazu gehören die oben erwähnten kosmogenen Nuklide , die nukleogenen Nuklide und alle radiogenen Nuklide, die durch den fortlaufenden Zerfall eines primordialen radioaktiven Nuklids, wie Radon und Radium aus Uran, gebildet werden.

In Kernreaktoren und Teilchenbeschleunigern wurden zusätzlich ~3000 radioaktive Nuklide erzeugt, die in der Natur nicht vorkommen. Viele kurzlebige Nuklide, die nicht natürlich auf der Erde vorkommen, wurden auch durch spektroskopische Analysen beobachtet, die in Sternen oder Supernovae natürlicherweise erzeugt werden . Ein Beispiel ist Aluminium-26 , das auf der Erde nicht natürlich vorkommt, aber im astronomischen Maßstab im Überfluss vorkommt.

Die tabellarischen Atommassen der Elemente sind Durchschnittswerte, die das Vorhandensein mehrerer Isotope mit unterschiedlichen Massen erklären. Vor der Entdeckung von Isotopen verwirrten empirisch bestimmte nicht ganzzahlige Werte der atomaren Masse die Wissenschaftler. Eine Chlorprobe enthält beispielsweise 75,8% Chlor-35 und 24,2% Chlor-37 , was eine durchschnittliche Atommasse von 35,5 Atommasseneinheiten ergibt .

Nach allgemein anerkannter kosmologischer Theorie wurden beim Urknall nur Isotope von Wasserstoff und Helium, Spuren einiger Isotope von Lithium und Beryllium und vielleicht etwas Bor gebildet , während alle anderen Nuklide später in Sternen und Supernovae synthetisiert wurden und in Wechselwirkungen zwischen energetischen Teilchen wie kosmischer Strahlung und zuvor produzierten Nukliden. (Siehe Nukleosynthese für Einzelheiten zu den verschiedenen Prozessen, die für die Isotopenproduktion verantwortlich gemacht werden.) Die jeweiligen Häufigkeiten von Isotopen auf der Erde ergeben sich aus den Mengen, die durch diese Prozesse gebildet werden, ihrer Ausbreitung durch die Galaxie und den Zerfallsraten instabiler Isotope. Nach der anfänglichen Koaleszenz des Sonnensystems wurden die Isotope entsprechend der Masse neu verteilt, und die Isotopenzusammensetzung der Elemente variiert leicht von Planet zu Planet. Dies macht es manchmal möglich, den Ursprung von Meteoriten zu verfolgen .

Atommasse von Isotopen

Die Atommasse ( m r ) eines Isotops (Nuklids) wird hauptsächlich durch seine Massenzahl (dh Anzahl der Nukleonen in seinem Kern) bestimmt. Kleine Korrekturen sind auf die Bindungsenergie des Kerns (siehe Massendefekt ), den geringen Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und die Masse der mit dem Atom verbundenen Elektronen zurückzuführen, letzteres, weil das Elektron:Nukleon-Verhältnis zwischen den Isotopen unterschiedlich ist.

Die Massenzahl ist eine dimensionslose Größe . Die Atommasse hingegen wird unter Verwendung der Atommasseneinheit basierend auf der Masse des Kohlenstoff-12-Atoms gemessen . Es wird mit den Symbolen "u" (für einheitliche atomare Masseneinheit) oder "Da" (für Dalton ) bezeichnet.

Die Atommassen natürlich vorkommender Isotope eines Elements bestimmen die Atommasse des Elements. Wenn das Element N Isotope enthält , wird der folgende Ausdruck für die durchschnittliche Atommasse angewendet :

wobei m 1 , m 2 , ..., m N die Atommassen jedes einzelnen Isotops sind und x 1 , ..., x N die relativen Häufigkeiten dieser Isotope sind.

Anwendungen von Isotopen

Reinigung von Isotopen

Es gibt mehrere Anwendungen, die von den Eigenschaften der verschiedenen Isotope eines bestimmten Elements profitieren. Insbesondere bei schweren Elementen wie Uran oder Plutonium ist die Isotopentrennung eine große technologische Herausforderung. Leichtere Elemente wie Lithium, Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff werden üblicherweise durch Gasdiffusion ihrer Verbindungen wie CO und NO getrennt. Die Trennung von Wasserstoff und Deuterium ist ungewöhnlich, weil sie eher auf chemischen als auf physikalischen Eigenschaften beruht, beispielsweise beim Girdler-Sulfid-Verfahren . Uranisotope wurden in der Masse durch Gasdiffusion, Gas Zentrifugation, Laserionisation Trennung und (in der abgetrennten Manhattan Project ) durch eine Art von Produktion Massenspektrometrie .

Nutzung chemischer und biologischer Eigenschaften

  • Isotopenanalyse ist die Bestimmung der Isotopensignatur , der relativen Häufigkeiten von Isotopen eines bestimmten Elements in einer bestimmten Probe. Die Isotopenanalyse wird häufig durch Isotopenverhältnis-Massenspektrometrie durchgeführt . Für biogene Stoffe insbesondere erhebliche Variationen von Isotopen von C, N und O auftreten. Die Analyse solcher Variationen hat ein breites Anwendungsspektrum, wie zum Beispiel die Erkennung von Verfälschungen in Lebensmitteln oder die geografische Herkunft von Produkten mithilfe von Isoscapes . Die Identifizierung bestimmter Meteoriten als vom Mars stammend basiert teilweise auf der Isotopensignatur der darin enthaltenen Spurengase.
  • Die Isotopensubstitution kann verwendet werden, um den Mechanismus einer chemischen Reaktion über den kinetischen Isotopeneffekt zu bestimmen .
  • Eine weitere häufige Anwendung ist die Isotopenmarkierung , die Verwendung ungewöhnlicher Isotope als Tracer oder Marker in chemischen Reaktionen. Normalerweise sind Atome eines bestimmten Elements nicht voneinander zu unterscheiden. Durch die Verwendung von Isotopen unterschiedlicher Masse können jedoch auch unterschiedliche nichtradioaktive stabile Isotope durch Massenspektrometrie oder Infrarotspektroskopie unterschieden werden . So werden beispielsweise in „Stable Isotope Labelling with Aminosäuren in Zellkultur ( SILAC )“ stabile Isotope zur Quantifizierung von Proteinen verwendet . Wenn radioaktive Isotope verwendet werden, können sie durch die von ihnen emittierte Strahlung nachgewiesen werden (dies wird als radioisotopische Markierung bezeichnet ).
  • Isotope werden üblicherweise verwendet, um die Konzentration verschiedener Elemente oder Substanzen nach der Isotopenverdünnungsmethode zu bestimmen , wobei bekannte Mengen an isotopensubstituierten Verbindungen mit den Proben vermischt werden und die Isotopensignaturen der resultierenden Mischungen massenspektrometrisch bestimmt werden .

Nutzung nuklearer Eigenschaften

  • Eine der radioisotopischen Markierung ähnliche Technik ist die radiometrische Datierung : Anhand der bekannten Halbwertszeit eines instabilen Elements kann man die Zeit berechnen, die seit dem Vorliegen einer bekannten Isotopenkonzentration vergangen ist. Das bekannteste Beispiel ist die Radiokarbon-Datierung zur Altersbestimmung von kohlenstoffhaltigen Materialien.
  • Mehrere Formen der Spektroskopie beruhen auf den einzigartigen Kerneigenschaften bestimmter radioaktiver und stabiler Isotope. Beispielsweise kann die Kernspinresonanz (NMR)-Spektroskopie nur für Isotope mit einem Kernspin ungleich Null verwendet werden. Die am häufigsten in der NMR-Spektroskopie verwendeten Nuklide sind 1 H, 2 D, 15 N, 13 C und 31 P.
  • Die Mössbauer-Spektroskopie beruht auch auf den Kernübergängen bestimmter Isotope wie 57 Fe.
  • Radionuklide haben auch wichtige Verwendungen. Für die Entwicklung von Kernkraft und Kernwaffen werden relativ große Mengen spezifischer Isotope benötigt. Nuklearmedizin und Radioonkologie verwenden Radioisotope jeweils für die medizinische Diagnose und Behandlung.

Siehe auch

Verweise

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